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医用化学-第3章-电解质溶液.

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医用基础化学电解质溶液

医用基础化学电解质溶液

OH-
§3.3 水溶液中的质子转移平衡及有关计算
例 已知NH3的Kb为1.79×10-5，试求NH4+的Ka。 解 NH4+是NH3的共轭酸，故 Ka=Kw/Kb =1.00×10-14/(1.79×10-5)
ห้องสมุดไป่ตู้
=5.59×10-10
§3.3 水溶液中的质子转移平衡及有关计算
(2)多元弱酸或多元弱碱
2、离子的活度和活度因子 （1）活度：电解质溶液中实际上起作用的浓度，用 aB 表示，单位为一。活度与浓度的关系
aB B cB / cB
γB称为溶质B的活度因子。 cB 称为标准浓度，单 位为mol/L。
§3.1
强电解质溶液理论
（2）活度因子 由于aB＜cB，故B ＜1 当溶液中的离子浓度很小时， B≈1。 通常把中性分子、弱电解质溶液的活度因子视为1。
25℃时
Kw= 1.00×10-14
§3.3 水溶液中的质子转移平衡及有关计算
水的离子积不仅适用于纯水，也适用于所有稀水溶液。 25℃的纯水中
[H+] = [OH-] = K w =1.0×10-7 mol· -1 L
中性溶液中 [H+] = [OH-] = 1.0×10-7 mol· -1 L
酸性溶液中 [H+] ＞1.0×10-7 mol· -1＞ [OH-] L
§3.1
强电解质溶液理论
3、解离度：达解离平衡时，已解离的分子数和分 子总数之比。单位为一，可以百分率表示。
通常0.1 mol· kg-1溶液中,强电解质α>30%；弱电解 质α<5%；中强电解质α=5%～30%。
表3-1 强电解质水溶液的解离度 (298K,0.10mol· L-1)

基础化学第三章(电解质溶液)5

基础化学第三章(电解质溶液)5
2.共轭酸碱对只能相差一个质子 3. 酸强碱必弱，碱强酸必弱； 酸的强度用Ka 表示，碱的强度用Kb 表示， 且 Ka · Kb = Kw = 10-14 H2CO3的共轭碱是HCO3-，不是CO32例如：HCl > HAc Cl- < Ac-
练习: 共轭酸 H2CO3 H 2PO4H3PO4 HPO42-
Kb=
Ka ：酸质子转移平衡常数 Kb ：碱质子转移平衡常数
酸： HAc ⇌ H+ + Ac H+ Ac- Ka = HAc 酸标准解 离常数
酸 acid
Ka 越大，酸越强 Ka 越小，酸越弱
碱： NH3 + H2O ⇌ NH4+ + OH NH4+ OH- Kb = NH3
三元酸H3PO4
H3PO4 H2PO4 HPO4
+ H2PO4 H + 2HPO H + 4 +
Ka1 ＞＞Ka2 ＞＞Ka3
2-
H + PO4
+
3-
多元碱PO43PO43- + H2O HPO42- + H2O H2PO4- + H2O HPO42- + OHH2PO4- + OHH3PO4 + OHKb1 Kb2 Kb3
-
Ka Kb = KW
pKa + pKb = pKW
讨论：1. Ka大，则其共轭碱的Kb小，说 明：一个酸越强，其共轭碱的碱性越弱 2. 可以计算离子碱，离子酸的Kb及Ka
例题：已知NH3的Kb =1.79×10-5，求 NH4+的Ka 解：
Ka =
KW
Kb

基础化学课件：第三章电解质溶液

基础化学课件：第三章电解质溶液

二、Debye-Huckcl 离子互吸理论 ⒈ 强电解质在水中完全解离 ⒉ 阴、阳“离子氛”互相牵制，离子运动不完全自由。
+
+-
-
-
-
+++ -
++
-
++
+
+-
-+
- +-
+
+
“离子氛”( ion atmosphere )
三、离子的活度和活度因子
⒈ 活度(activity) a
离子的有效浓度
aB =B(bB / b)
NH3·H2O
NH4+ + OH-
平衡移动方向 变化 pH变化
+ NH4Cl
←
降低 降低
+ NaOH
←
降低 升高
+ HCl
→
增大 下降
+ NaCl
→
稍增 稍增
+ H2O
→
增大 下降
第四节 酸碱溶液pH 的计算
一、强酸或强碱溶液
HNO3、HCl、H2SO4；NaOH、Ca(OH)2等
HNO3 + H2O
Kb,2
Kb,3
三、酸碱平衡的移动
1. 浓度对酸碱平衡的影响
HAc + H2O
H3O+ +
Ac
设HAc的起始浓度为c mol·L-1，解离度为
HAc
+
H
+
Ac
起始浓度/mol·L-1 c
00
平衡浓度/mol·L-1 c-c
c c
Ka

《电解质溶液》PPT课件_OK

《电解质溶液》PPT课件_OK
化合价：整数
氧化数：整数、分数，可能超过化合价的值。
决定电子得失数，如：Fe3O4→ FeO
Fe：+(8/3) → +2 ， (8/3) -2 = 2/3 ， 3×(2/3) = 2
Fe3O4 + 2e- + 2H+ === 3FeO +H2O 氧化数高的状态：氧化态
氧化数低的状态：还原态
6
二、氧化还原反应的概念
解质的溶液的电导，用Λm表示。
Λm
c
在SI制中摩尔电导率的单位是S·m2·mol-1，c的单
位为mol·m-3，而物质的量浓度习惯上常用
mol·dΛmm-3，故：c103
注意：摩尔电导率是指摩尔电荷的电导率；
摩尔浓度是指摩尔物质量；
两者可能不相等。
23
如：浓度为1mol·dm-3的MgCl2水溶液，其正、负 离子（Mg2+，Cl-）所带的电荷均为2mol·dm-3，故
3. 共价化合物中，元素的氧化数等于其电子 偏移个数，电负性大的元素的氧化数为负， 电负性小要氧化数为正。
4. 结构未知的化合物中，某元素的氧化数可 按如下规则求得：中性分子中各元素氧化 数的代数和等于零；复杂离子中各元素氧 化数的代数和等于该离子的电荷数。
5
例：K2MnO4、KMnO4、Cr2O72-、HClO中各原 子的氧化数各为多少？
21
κ/(Sm-1)
80 H2SO4
60 KOH
KCl 40
20
MgSO4
CH3COOH
0
5
10
15
c/(moldm-3)
298K 电导率与浓度的关系
强酸、强碱的电 导率较大，其次 是盐类，它们是 强电解质；而弱 电解质， CH3COOH 等为最低。

医用化学 电解质溶液课件

医用化学 电解质溶液课件
进行治疗。
感谢观看
THANKS
电导的应用
在医学、生物、环保等领域，电导可 以用于检测水质、生物体液的离子浓 度等。
电导滴定法
电导滴定法原理
利用电导变化与滴定剂加入量的关系来确定 滴定终点的方法。
电导滴定法的应用
在化学分析中，电导滴定法可用于测定物质 的含量，如酸碱滴定、氧化还原滴定等。
06
电解质溶液与生命活动
人体内的电解质平衡
医用化学 电解质溶液 课件
• 电解质溶液基本概念 • 电解质溶液的渗透压 • 酸碱平衡 • 沉淀溶解平衡 • 电解质的导电性 • 电解质溶液与生命活动
目录
01
电解质溶液基本概念
电解质
总结词
电解质是指在溶液中或熔融状态下能够导电的化合物。
详细描述
电解质是化合物的一种，其在水溶液中或熔融状态下能够电离出自由移动的离 子，从而具有导电性。电解质在水中的电离程度决定了其导电能力的强弱。
详细描述
酸碱质子理论认为，任何能释放质子（H+）的物质是酸，任 何能接受质子的物质是碱。酸和碱之间的反应是质子的转移 ，反应的实质是质子的转移。
水的离子自解离平衡
总结词
水是一种极弱的电解质，它会发生自 解离，产生氢离子和氢氧根离子。
详细描述
水是一种极弱的电解质，它可以在水 溶液中发生自解离，产生氢离子和氢 氧根离子。在常温常压下，水的自解 离平衡常数约为10^-7。
透压平衡具有重要作用。
电解质平衡紊乱与疾病
要点一
电解质平衡紊乱的原因
饮食不均衡、消化系统疾病、肾脏疾病、内分泌疾病等都 可能导致电解质平衡紊乱。
要点二
电解质平衡紊乱的症状
低钠血症、高钠血症、低钾血症、高钾血症等都是常见的 电解质平衡紊乱症状。这些症状可能表现为恶心、呕吐、 乏力、心律失常等，严重时可能导致昏迷甚至死亡。

第三章电解质溶液1

第三章电解质溶液1

HS
H S2 Ka2c(H c(H )c(S S )2)1.11 012
多重平衡体系：H2S 2HS2 KK1K2
第三章 电解质溶液
多元弱电解质的解离常数是逐级减小的： Ka2<<Ka1，说明解离程度越来越小。
原因：1. 第二步解离是由带负电的HS－解离出H＋， 显然比从中性的H2S 解离出H＋要困难得多
弱碱： K b
c
此公式对于一元弱酸、 弱碱和它不是常数， 与弱电解质溶液本身的浓度有关。
第三章 电解质溶液
2、影响解离度的因素
（1）稀释定律（Law of dilution） 由 K 可以推断：c越小，则越大，所
c
以这个关系式又叫做稀释定律。也就是说：随着弱 电解质溶液不断稀释，会不断增大。
基本概念： 电解质(Electrolyte)：在水溶液中（或熔融状态下）
能够解离生成带电离子的化合物。
NaCl、HCl、NaOH ——电解质；
蔗糖——非电解质(Non Electrolyte)。
第三章 电解质溶液
电解质按其解离度的大小，有强电解质和弱电 解质之分：
强电解质：在水 能溶 够液 完中 全解离成 电离 解子 质的 ，
因此，只能根据平衡常数的公式：
x2 K a
1.77 1 04
0.010x
解一元二次方程得： x=1.24×10-3 mol·dm-3 pH=-lg(1.24×10-3 )=2.91 = (1.24×10-3 )/0.010 ×100%=12.4%
第三章 电解质溶液
水的电离与溶液的酸碱性
0.1
c (H ) c (A ) c 1 .1 3 -m 3 0 3 d o 3 m l

电解质溶液课件

REPORTING
电导的定义与测量
总结词
电导是衡量电解质溶液导电能力的物理量，其测量方法包括 电导率仪直接测量和电导池法。
详细描述
电导是电解质溶液导电能力的量度，定义为单位时间内通过 电导池的两个电极之间的电流与电位差的比值。电导率则是 指电解质溶液的电导值与其截面积和长度之比。
电导率与电导的关联
详细描述
在工业上，电导可用于监测和控制电解、电镀等工业过程，保证产品质量和节约能源。在环保领域， 电导可用于水质监测，评估水体的污染程度。在医疗领域，电导可用于研究生物体的生理和病理状态 ，如监测病人电解质平衡和肾功能等。
PART 05
电极过程动力学
REPORTING
电极过程动力学基础
定义
电极过程动力学是研究电极反应 速度以及影响电极反应速度因素
电解质溶液的性质
总结词
电解质溶液的性质主要包括导电性、离子反应和渗透压等。
详细描述
导电性是电解质溶液最基本的性质，其导电能力与电解质的种类、浓度和温度等因素有关。离子反应是电解质溶 液中的离子之间相互作用的过程，涉及到离子之间的结合、交换和分离等。渗透压是指电解质溶液对于半透膜的 压强，与电解质的种类和浓度有关，对于维持细胞内外平衡具有重要意义。
解离平衡常数（Ka或Kb）是描述解离平衡的重要参数，其值越大，解离程度越大。
解离常数
解离常数是平衡常数的一种，表 示电解质在水中解离成离子的平
衡状态。
解离常数的大小取决于电解质的 性质和温度，是判断电解质强弱
的重要依据。
解离常数的应用广泛，可以用于 计算电解质的浓度、比较不同浓
度电解质溶液的解离程度等。
温度对电极反应速率的影响比较复杂。一 般来说，温度越高，电极反应速率越快， 但也有例外情况。

922898-医用化学-第三章 电解质溶液


对于纯的弱酸、弱碱，如起始浓度为c，则有解离
度
Ka
c0
称稀释定律，表明 c
该式的使用必须十分小心，它只适用于纯的弱
电解质，有同离子效应(如HAc+NaAc)发生时不
适用。
Ka
c2 (1 ) c (1)
c
，
Ka c
3.二元弱酸、弱碱溶液
二元弱酸、弱碱在水溶液中是分级离解的。若 一级离解常数与二级离解常数之比大于或等于 102，说明二级离解困难，在实际计算[H+] 时， 通常忽略二级离解，从而把二元弱酸、弱碱当 作一元弱酸、弱碱近似处理。
一、强电解质和弱电解质 1、定义
强电解质： （例如NaCl） 在水溶液中能完全解离成离子的化合物。
弱电解质： （例如HAC） 在水溶液中只能部分解离成离子的化合物。
2、解离度的计算
解离度的定义：电解质达到解离平衡时，
已解离的浓度和初始浓度之比。
•
表示：
已解离浓度 初始浓度
100％
➢对于不同的电解质，由于其本性不同，解 离度有很大差别。通常按解离度大小，把 质量摩尔浓度为0.1 mol/Kg的电解质溶液 中解离度（表观解离度）大于30％的称为 强电解质，小于5％的称为弱电解质，介 于二者之间的称为中强电解质。
➢酸（HA）与碱（B- ）会发生质子传递反
应，反应达平衡后反应物和产物的浓度都
不变。
HCl
NH 3
NH
4
Cl
➢达到平衡时，产物浓度(以计量系数为幂)的乘 积与反应物浓度的乘积之比为一常数，称 为质子传递平衡常数。
K
[
NH
4
][Cl
]
[ HCl ][ NH3 ]

医学第三章电解质溶液


第一节 强电解质溶液理论
4. 离子强度：离子的活度因子是溶液中离子间作 用力的反映，与离子浓度和所带电荷有关
1 2 I i bi zi 2
def
bi和zi分别为溶液中第i种离子的质量摩尔浓度 和该离子的电荷数，近似计算时，也可以用ci kg-1。 代替bi。I的单位为mol·
第二节 弱电解质溶液的解离平衡
一．弱酸、弱碱的解离平衡及其平衡常数
弱酸弱碱在溶液中建立起动态的解离平衡 HA(aq) + H2O(l) A-(aq) + H3O+(aq)
[H3O ][A ] Kc [HA][H2O]
稀水溶液中，[H2O]可看成是常数，上式改写为
[H3O ][A ] Ka K 称为酸解离常数。 a [HA]
溶液的pH
{ pH lg c(H 3O )}
令
根据 KW {c(H 3O )}{c(OH )} 1.0×10 lg c(H ) lg c(OH ) lg KW 14 即

{ pOH lg c(OH )}
14
pH pOH p KW 14
3

2
[Fe(OH)(H 2 O) 5 ]
2
H [Fe(OH) 2 (H 2 O) 4 ]
共轭酸碱对
半反应(Half reaction)的概念
H2 O(l) NH3 (aq) OH (aq) NH 4 (aq)
它的一个半反应是作为酸的 H2O 分子给出质子 生成它的共轭碱(Conjugate base)OH–:
水合氢离子
hydronium ion 由于质子对负离子和极性共价分子负端极强的吸引
力，因而在任何溶剂中都不可能以“裸质子”形式存在 。水合高氯酸HClO4· H2O晶体结构测定结果证实 , 其中 的 H+以 H3O+ 形式存在。 H3O+是 NH3 的等电子体。另一 个被确定了结构的物种是固体水合物 HBr· 4H2O 中的 H9O4+ 。普遍的看法是 , 水溶液中水合氢离子的形式随 116 条件变化而不同。

基础化学(第3版)课件：第三章 电解质溶液


则
Kw = [H+] ·[OH-] = 1.00×10-14
2021年6月24日星期四
第二章 电解质溶液
30
（二）酸碱质子传递平衡及其平衡常数
一元弱酸或弱碱与水分子的质子传递反应是可逆的，
当进行到一定程度时就建立平衡。用HB表示一元弱酸，
B-表示其共轭碱，则
HB + H2O
B- + H3O+
Ki
[H3O ][B ] [HB][H2O ]
2021年6月24日星期四
第二章 电解质溶液
8
活度(activity)：离子的有效浓度或表观浓度 离子的有效浓度是指电解质溶液中实际上可起作用 的离子浓度。 活度通常用a表示，它的单位为1(one)。液态、固态 纯物质及稀水溶液中的水，活度视为1。 活度aB与溶液浓度cB的关系为
aB γB cB c γB称为溶质B的活度因子(activity factor)；c 为标准态
2021年6月24日星期四
第二章 电解质溶液
20
两性物质(amphoteric substance): 既可作为酸给出 质子，又可作为碱接受质子的物质，如HCO3-、H2O。
共轭酸碱对: 把组成上仅相差一个质子的一对酸碱 称为共轭酸碱对。如：
H2CO3 和 HCO3HCO3- 和 CO32-
NH4+ 和 NH3 H3O+ 和 H2O H2O 和 OH-
H+
H2O + H2O 酸1 碱 2
H3O+ + OH酸2 碱1
2021年6月24日星期四
第二章 电解质溶液
29
平衡时
Kw = [H+][OH-] Kw称为水的质子自递平衡常数，又称为水的离子积 (ion product of water)，其数值与温度有关，当温度为
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② ③ ④
⑤
教学基本要求
2.
① ② ③
熟悉
强电解质理论、强电解质溶液表观解离度和 活度、离子强度等概念。 酸碱在水溶液中的质子转移平衡。 水的离子积及水溶液的pH值的表达。
④
3. ① ②
酸碱溶液的同离子效应和盐效应。
活度因子及其计算。 难溶电解质的同离子效应和盐效应。
了解
第一节 强电解质溶液理论
第一节 强电解质溶液理论
• 校正系数i与解离度α 的关系
1) AB型电解质 AB(aq) 平衡时 c- cα A+(aq) + B-(aq) cα cα i=1+α
ic=[(c-cα)+cα+cα]=c+cα 2) AB2（或A2B）型电解质 AB2(aq) 平衡时 c- cα
A2+(aq) + 2B-(aq) cα 2cα
Ba(OH)2
92 67
25 89 84
NaCl KNO3
NaAc KCl NH4Cl ZnSO4
84 83
79 86 85 40
HCN H3BO3
0.01 0.01
解质溶液理论
2.
•
•
强电解质溶液理论要点 (Debye-Hückel理论) 电解质离子相互作用， 形成离子氛，致使离子 间相互作用而互相牵制， 表观解离度不是100%。 (离子氛模型) 另一种更为简单的离子 对模型，易理解，难量 化。
第一节 强电解质溶液理论
•
•
目前不能由实验测定电解质溶液单种离子的活 度因子，但可测定离子的平均活度因子γ±。 1-1价型电解质的离子平均活度因子：
第一节 强电解质溶液理论
①
② ③ ④
由于离子的表观浓度小于理论浓度，一般 γB < 1 当溶液中的离子浓度很小，且离子所带的电荷 数也少时，活度接近浓度，即 γB≈1。 溶液中的中性分子也有活度和浓度的区别，不 过不象离子的区别那么大，所以，通常把中性 分子的活度因子视为1。 对于弱电解质溶液，因其离子浓度很小，一般 可以把弱电解质的活度因子也视为1。
难溶强电解质的沉淀溶解平衡
①
溶度积和溶度积规则
沉淀的生成、分级沉淀和沉淀的溶解 沉淀溶解平衡实例
教学基本要求
1.
①
掌握
酸碱质子理论、酸碱定义、共轭酸碱对、酸碱的 强度。 酸碱解离常数及其应用，共轭酸碱对Ka与Kb关系。 一元弱酸弱碱、多元弱酸弱碱和两性物质（负离 子型、弱酸弱碱型）等水溶液中pH的计算。 难溶电解质的溶度积常数Ksp的表达式，溶度积 和溶解度的关系及其计算。 离子积定义和溶度积规则涵义，应用浓度积规则 判断沉淀的生成、溶解及沉淀的先后次序。
第一节 强电解质溶液理论
3. • • • 离子的活度和活度因子 活度aB ：离子的有效浓度(表观浓度)。有效浓 度小于理论浓度。 有效浓度a B ＝ B 理论浓度bB 离子的活度
aB = γB· bB/bO 活度因子（系数）γB：溶质B的活度与质量摩尔 浓度的比值。
bθ为标准态质量摩尔浓度(即1 mol· kg-1)。
一．强电解质和弱电解质
1. 电解质的定义：是溶于水中或熔融状态下能导 电的化合物。 电解质溶液：这些化合物的水溶液。
+
NaCl(s)
H2O
Na (aq) + Cl (aq)
+
-
aq. [ 拉丁语缩写aqua，水，液体，溶液 ]
关于水化(合)离子
• 任何溶解于溶剂的溶质粒子，必须与溶剂分 子作用，形成一种介于物理和化学之间的结 合状态，被称为“溶剂化”、“溶剂合物”。 其实质，就是一种很不稳定的化合态。
•
第一节 强电解质溶液理论
• 解离度：达解离平衡时，已解离的分子数和分 子总数之比。单位为一，可以百分率表示。
•
在0.1 mol· kg-1电解质溶液中，解离度通常为： 强电解质 α>30%； 弱电解质 α<5%； 中强电解质α=5%～30%。
第一节 强电解质溶液理论
例 某电解质 HA 溶液，其质量摩尔浓度 b(HA) 为 0.1 mol· kg-1 ，测得此溶液的△ Tf 为 0.19℃，求该物 质的解离度。 解 设HA的解离度为α， HA(aq) H+(aq) +A-(aq) 平衡时/mol· kg-1 0.1-0.1α 0.1α 0.1α [HA]+[H+]+[A-]=0.1(1+α) mol· kg-1 根据△Tf=Kfb 0.19 K=1.86 K· kg· mol-1×0.1(1+α) mol· kg-1 α = 0.022 = 2.2%
内容提要
酸碱的质子理论 ① 酸碱的概念 ② 酸碱反应的实质 ③ 水的质子自递平衡 ④ 共轭酸碱解离常数的关系 4. 酸碱溶液pH的计算 ① 强酸或强碱溶液 ② 一元弱酸或弱碱溶液 ③ 多元酸碱溶液 ④ 两性物质溶液：负离子型、弱酸弱碱型、氨 基酸型 3.
内容提要
5.
6. ② ③
酸碱的电子理论及软硬酸碱理论
医用化学
参考教材：基础化学（第7版）
第三章 电解质溶液
Electrolyte Solutions
内容提要
强电解质溶液理论 ① 强电解质和弱电解质：电解质定义、分 类及解离度 ② 强电解质溶液理论要点：离子氛概念 ③ 离子的活度、活度因子和离子强度 2. 弱电解质溶液的解离平衡 1.
① ② 弱酸、弱碱的解离平衡及其平衡常数 酸碱平衡的移动——浓度、同离子效应和盐 效应的影响
ic=[(c-cα)+cα+2cα]=c+2cα
i=1+2α
常见酸碱盐溶液的表观解离度0.1mol.L-1,298K
电解质 解离度% 电解质 解离度% 电解质 解离度%
HCl HBr
HI HF HAc H2CO3
92 93
95 10 1.3 0.17
HNO3 H2SO4
H3PO4 NaOH KOH
• 最典型的如无水CuSO4，白色。溶于水则成 蓝色的水合铜离子[Cu(H2O)6]2+ • 水合氢离子：H+ → H3O+ → H9O4+ • 水合离子的表示方法：H+(aq)
第一节 强电解质溶液理论
一．强电解质和弱电解质
• 电解质可分为强电解质和弱电解质两类。在水 溶液中能完全解离成离子的化合物就是强电解 质。例如 Na+ClNa+ + Cl- (离子型化合物) HCl H++ Cl- (强极性分子) 弱电解质在水溶液中只能部分解离成离子的化 合物。例如： HAc H+ + Ac-